Química Analítica

1. Química Analítica • Definição • técnicas de identificação e/ou quantificação de espécies químicas • Classificação • Análise Qualitativa: Quem? • Análise Quantitativa: Quanto?

2. Métodos de análise qualitativa • Ensaios que permitem: • identificação dos elementos/condições Ex: Fenolftaleína - indicador de pH:  incolor em meio ácido  rosa em meio básico Ex: Turvação de solução de prata frente ao cloreto

3. Métodos de análise quantitativa • Identifica quantidade • Analito: espécie química de interesse • Ex: Teor de ferro na água do mar • Amostra: matriz analisada • Ex: água do mar

4. Classificação dos métodos analíticos • Métodos clássicos • Volumetria ou titrimetria • Gravimetria • Métodos instrumentais • Elétricos • Ópticos • Cromatografia • Separação e determinação

5. Etapas do processo analítico 1 – Problema analítico: hipótese 2 – Seleção dos métodos de campo e laboratório 3 – Amostragem do material: - draga vs. core vs mergulho - preservação - condicionamento 4 – Processamento da amostra: secagem, moagem,etc... 5 – Sobulibilização da amostra, pre-concentracao, digestão 6 – Determinação/ medida 6 – Processamento de dados e avaliação estatística 7 - Divulgação dos resultados

6. Medida da quantidade da amostra • Amostra sólida  < 1,0g ou µg • Amostra líquida  mL ou µL • Multiplicidade da amostra • Amostras simples • Amostras duplicadas • Amostras triplicadas • Dissolução da amostra • Extração  Água ou Solventes Orgânicos • Ataque com Ácidos e Agentes Oxidantes  Abertura úmida • Fusão com Sais  Abertura seca

7. Escolha do método analítico • Quantidade de amostra disponível • Quantidade relativa do componente desejado • Exatidão requerida • Composição química da amostra • Número de amostras a analisar • Recursos disponíveis

8. Quantidades aproximadas dos constituintes de uma amostra

9. MEDIDAS EM QUÍMICA ANALÍTICA • Mol • É a quantidade de uma espécie química que contém 6,02x1023 partículas (átomos, moléculas, íons, elétrons, etc). • Massa Molar (M ou MM) • A massa em g de 1 mol da espécie química. • Massa molar atômica  Peso atômico Ex: 1 mol de H = 1,0079g de H, 1 mol de Fe = 55,847g de Fe • Massa molar molecular  Peso Molecular e Peso Fórmula Ex: 1 mol de CO2 = 44,01 g de CO2 1 mol de H2O = 18,0158g de H2O

10. Concentração da solução • Concentração Molar (Molaridade) • Concentração da solução expressa em mols do soluto por litros do solvente. • Solução 1 molar = 1 mol da substância / 1L de solução ou 1 molar = 1 mmol da substância / 1 mL de solução

11. Densidade • Densidade = massa da substância / volume • Unidades: (g/mL) ou (g/cm3) ou (kg/L) • Expressões de resultados analíticos: • Amostras sólidas: Relação m/ m • % analito = massa (g) analito x 100 massa (g) amostra • Amostras líquidas: • Relação m/v • % analito = massa (g) analito x 100 volume (mL) amostra • Relação v/v • % analito = volume (mL) analito x 100 volume (mL) amostra

12. Fator de diluição • Fator de correção da concentração da solução após a sua diluição.

13. Algumas unidades físicas de massa e volume:

14. Unidades comuns para expressar concentrações traços de analito:

15. Algarismos significativos • Representam os números de dígitos necessários para expressar os resultados de uma medida. • Ex.: 0,032g; 0,1000N; 0,2080g; 3,50mL • Os valores que resultam de observações devem ser registrados com apenas 1 algarismo duvidoso. • Ex.: 1g ≠ 1,0g ≠ 1,05g ≠ 1,053g ≠ 1,0539g

16. Algarismos significativos • O dígito 0 (zero) pode ser parte significante de uma medida. • Exemplos: • 0,261  3 algarismos significativos • 90,7  3 algarismos significativos • 800,0  4 algarismos significativos • 0,0670  3 algarismos significativos • 9,3660 x 105  5 algarismos significativos

17. Arredondamento de números • Avalia-se o algarismo duvidoso: • Se maior que 5  + 1 unidade • Se menor que 5  mantém o número • Se igual a 5  Impar = + 1 unidade Par = mantém o número • Ex.: • 9,47 = 9,5 • 9,43 = 9,4 • 9,45 = 9,4 • 9,35 = 9,4

18. Exatidão e precisão de uma medida • Exatidão: • grau de concordância entre o valor achado e o valor verdadeiro (ou o mais provável) • Precisão: • grau de concordância entre medidas repetidas de uma quantidade. Exprime a “reprodutibilidade” de uma série de medidas.

19. A B C D

20. Teoria dos Erros • Erros determinados: • Erros operacionais e erros pessoais. Ex.: perdas mecânicas de materiais nas diversas etapas da análise; observação de mudança de cor, em uma titulação visual; erros matemáticos nos cálculos. • Erros instrumentais e erros de reagente. Ex.: falhas ou defeitos nos aparelhos; aparelhos mal calibrados; uso de reagentes contendo impurezas. • Erros de método (método analítico). Ex.: reações laterais e incompletas.

21. Teoria dos Erros • Erros indeterminados: • Refletem pequeninas diferenças entre os valores experimentais de uma série de medidas (números de observações). Esses erros não podem ser evitados. • Leis matemáticas de probabilidade podem ser usadas para tratar os valores de uma série de medidas. Os erros indeterminados tendem a seguir uma distribuição normal (ou curva gaussiana).

22. Distribuição Normal

23. Mediana e Média Aritmética • Mediana: • Num conjunto disposto em ordem de grandeza, o valor acima e abaixo do qual há um mesmo número de casos • Média Aritmética: • O quociente da soma de x valores por N elementos. • Exemplo: • Resultados da análise da acidez total do vinagre:4,62%; 4,68% e 4,59% • Mediana = 4,62% • Média Aritmética = 4,63%

24. Modos de expressar a exatidão Erro Absoluto Erro relativo • Ex.: O resultado de uma análise é 36,97g. O valor aceito (valor verdadeiro) para a mesma análise é 37,06g. Calcular o erro relativo.

25. Desvio padrão • Expressa a precisão de uma série de medidas (número observações). • s - desvio padrão estimado de um conjunto finito de valores experimentais, para N  30, • (N – 1) - graus de liberdade, • X - média estimada (média aritmética), • m - valor experimental individual em uma série de medidas (número de observações).

26. Desvio padrão • Desvio padrão relativo (DPR% ou RSD%) ou Coeficiente de Variação (CV) • Limite de confiança (LC) ou Intervalo de confiança (IC). • t – parâmetro estatístico que depende do nível de confiança usado e N-1 graus de liberdade; os valores de t encontram-se tabelados.

27. Rejeição de resultados • Usamos o teste Q para rejeitar valores grosseiros em uma série de medidas • Qexp é comparado com Qcrit (valores críticos para o quociente Q de rejeição; encontram-se tabelados). • Se Qexp > Qcrit rejeitaro valor suspeito; caso contrário reter o valor.

28. Carta de controle • É um gráfico seqüencial com algum critério de qualidade. Mostra os limites estatísticos de variações que são permitidos, para os valores obtidos experimentalmente. • Limite de controle superior (LCS ou UCL) • Limite de controle inferior (LCI ou LCL)

29. Carta de controle

30. Exercícios • Um químico obteve os seguintes dados para o teor de álcool em uma amostra de sangue: % C2H5OH: 0,084; 0,089 e 0,079. Calcular o limite de confiança da média ao nível de 95% , admitindo não se conhecer a precisão do método. • A análise de uma amostra de calcita resultou nas porcentagens de CaO de 55,95; 56,00; 56,04; 56,08 e 56,23. O último valor aparece como grosseiro. Este valor deve ser retido ou rejeitado?

31. Exercícios: 1. Calcular a massa em gramas em 1 mol de CaSO4.7H2O (M.A.: Ca = 40,08; S = 32,06; O = 15,999; H = 1,0079) 2. Calcular o número de mols em 500mg de Na2CO3. (M.A.: Na = 22,990; C = 12,011) 3. Quantos miligramas estão contidos em 0,250 mmols de Fe2O3? (M.A.: Fe = 55,847) 4. Uma solução é preparada pela dissolução de 1,26g de AgNO3 em um balão volumétrico de 250mL e diluído à volume. Calcular a molaridade da solução de AgNO3. Quantos milimols deste sal foram dissolvidos? M.A.: Ag = 107,87; N = 14,007 5. Uma alíquota de 5mL de água do mar foi transferida para um balão volumétrico de 100mL e seu volume completado com água destilada até a marca. Calcule o fator de diluição aplicado a esta solução. 6. Uma solução de H2SO4 1mol.L-1 foi diluída em um balão volumétrico. Sabendo que a concentração do H2SO4 após a diluição é 0,01mol.L-1, calcule o fator de diluição. 7. Uma solução diluída de vinagre (ácido acético) teve a sua acidez calculada em 0,427%. Sabendo que a amostra inicial de vinagre foi diluída 10 vezes, calcule a concentração da amostra antes da diluição. 8. 10mL de uma solução padrão de Fe(III) foi diluída, com água destilada, em um balão volumétrico de 250mL. Calcule o fator de diluição e a concentração final da solução de Fe(III) diluída.

32. Qual o volume de H3PO4 85% (m/m) necessário para preparar 250 mL de uma solução de H3PO4 1 mol.L-1. (MM = 98g.mol-1, d = 1,71 g/mL) ? • Qual a massa de iodeto de potássio para preparar 2L de uma solução de KI 10% (m/v)? • Qual a massa de CuSO4.5H2O (MM = 249,69 g.mol-1) necessária para preparar 500mL de uma solução padrão de Cu(II) 2,0 g.L-1 (MM = 63,546 g.mol-1)?